Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 27.04.16


Wolfram

Vortrag von J. Bonora im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - Anorganische Chemie", WS 07/08


Gliederung:


"Wolfram" ist einerseits als männlicher Vorname gebräuchlich, andererseits wird es auch im Zusammenhang mit Glühbirnen häufig verwendet. Aber was steckt eigentlich genau hinter dem Wolfram in der Glühbirne? Im Folgenden sollen die chemischen und technischen Aspekte von Wolfram genauer betrachtet werden.


1 Wolfram in der Glühbirne

Wolfram wird auf Grund seines extrem hohen Schmelzpunktes in der Glühbirne als Glühwedel verwendet. Dieser liegt bei 3422 °C. [3] Es handelt sich damit um den höchsten Schmelzpunkt aller Metalle und nach Kohlenstoff um den zweithöchsten aller Elemente.[2]

Bei Raumtemperatur ist Wolfram bezüglich der Reaktion mit dem Sauerstoff der Luft sehr beständig (Passivierung durch dünne Oxidschicht). [1] Bei Temperaturen ab 400 °C verbrennt es jedoch zu Wolfram(VI)-oxid: 2 W + 3 O2 2 WO3

Um zu verhindern, dass der Glühwedel mit dem Sauerstoff der Luft reagiert und durchbrennt, gibt es den Glaskolben der Glühbirne. In diesem herrscht entweder ein Vakuum oder er ist mit Inertgas gefüllt.[3]

Um zu zeigen, wie Wolfram mit dem Sauerstoff reagiert, eignet sich folgendes Experiment:

Material: Glühlampe, Mikrobrenner, Lampenfassung mit Netzstecker
Durchführung: Mit einem Mikrobrenner wird ein Loch in den Glaskolben einer Glühbirne gebrannt. Anschließend wird diese Glühbirne an den Strom angeschlossen. 
Beobachtung: Nach weniger Zeit kommt es zur Bildung eines gelblichen Nebels, welcher sich in Schlieren an der Innenseite des Glaskolbens niederschlägt (siehe Abb. 1). Wartet man noch etwas, erlischt das Licht der Glühbirne, der Glühdraht ist durchgebrannt.
Deutung: Durch das Loch im Glaskolben dringt Luft in diesen ein. Wolfram des Glühwedels wird durch den Sauerstoff der Luft zu Wolframtrioxid oxidiert, welches sublimiert und sich als weiß-gelbliche Schlieren an der Innenseite des Glaskolbens niederschlägt. Nach einiger Zeit brennt der Draht durch, der Stromkreis wird unterbrochen und das Licht erlischt.
Quelle: [nach 3, S. 30]


Abb. 1: Präparierte Glühbirne mit Wolframoxid-Schlieren


2 Vorkommen

Wolfram kommt in der Erdkruste mit einer Häufigkeit von 1,2 ppm vor. Nimmt man an, es wäre einheitlich in dieser verteilt, würde das bedeuten, dass eine Tonne Erdkruste 1,2 g Wolfram enthielte. Somit handelt es sich bei Wolfram aufgrund dieser Häufigkeit um ein seltenes Element.[3]  

Es gibt weltweit Fundstätten. Allerdings kommt Wolfram in der Natur niemals elementar vor, sondern meist in Verbindung mit Sauerstoff als Mineral.[3] Die bedeutendsten sind [1]:

  • Scheelit CaWO4
  • Wolframit Fe, MnWO4
  • Stolzit PbWO4
  • Tungstit WO3* xH2O

Um elementares Wolfram zur Weiterverarbeitung zu erhalten,  müssen die Mineralien entsprechend aufgearbeitet werden. Dies soll im Folgenden am Beispiel der industriellen Herstellung von Wolfram aus Scheelit gezeigt werden.


3 Der industrielle Weg von Scheelit zu elementarem Wolfram


Abb. 2: Industrieller Weg von Scheelit zu elementarem Wolfram [nach 4]

Flotation:

Hier kommt es zur Scheelitanreicherung bzw. Konzentratbildung. Der WO3-Gehalt wird also durch Flotation erhöht.[4]

Aufschluss:

Das im Scheelitkonzentrat enthaltene Wolfram wird in Wasser mit Nariumcarbonat in wasserlösliches Natriumwolframat überführt. Dieser Prozess erfolgt im Druckautoklaven bei p= 12-26 bar, T= 100-225 °C (hydrothermal). Hierbei werden ca. 97% des Wolframs aus dem festen Scheelitkonzentrat gelöst. Nebenbestandteile werden zunächst ausgefällt und dann abfiltriert.[3]
CaWO4 + Na2CO3 2 Na+(aq) + WO42-(aq) + CaCO3 

Extraktion, 
Reextraktion:

Nachdem das Wolfram mit einem organischen Extraktionsmittel in die organische Phase überführt wurde, kann das in der wässrigen Phase verbliebene Natrium extrahiert werden (Extraktion).  Danach wird eine Ammoniaklösung zugegeben, wodurch das Wolfram wieder in die wässrige Phase gelangt (Reextraktion). Es entsteht eine wässrige Ammoniumwolframatlösung.[3]
Ionenaustausch: Na+   NH4

Kristallisation:

Die Ammoniumwolframatlösung wird in einem Kessel erhitzt, dabei entweicht Ammoniak und Wasser und es kristallisiert ein weißes Salz aus, das Amoniumparawolframat.[3]
24 NH4+(aq) + 12 WO42-(aq) (NH4)10(H2W12O42)* 4H2O
                                                            +14 NH3 +2 H2O

Kalzinieren:

Bei Erhitzen des Ammoniumparawolframats in Drehrohröfen entsteht das gelbe Wolframtrioxid. Neben Wasser wird der Ammonium-Anteil dabei als Ammoniak freigesetzt.[3]
(NH4)10(H2W12O42)* 4 H2O 12 WO3 + 10 NH3 + 10 H2O

Reduktion:

Hier wird in Schuböfen das Wolframoxid mit Wasserstoff zum Wolframmetall reduziert.[3]
WO3 + 3 H2 W + 3 H2O
              bei T= 500 - 1000 °C 

4 Weitere Eigenschaften 

Abb. 3: hochreines Wolfram [5]

Wolfram ist ein weiß glänzendes Metall, welches sich, wie bereits erwähnt, durch seinen hohen Schmelzpunkt auszeichnet. Der Siedepunkt liegt bei etwa 5700 °C. [1] 

Auch die hohe Dichte mit rho=19,25 g/cm3 bei 20 °C, welche in etwa der von Gold gleichkommt, ist hervorzuheben.[3] 

Die Oxidationsstufen von Wolfram in seinen Verbindungen sind vor allem II, III, IV, V, VI, wobei VI die beständigste Oxidationsstufe darstellt.[1] 

Reines Wolfram ist duktil [2], in Form von Wolframcarbid weist es jedoch extreme Härte auf.[3]

Der Angriff durch Säuren (selbst Königswasser und Flusssäure) geschieht nur langsam. Durch ein Gemisch von Salpetersäure und Fluorwasserstoffsäure ist Wolfram jedoch relativ zügig lösbar.[1]


5 Vielseitige Verwendung

Wolfram findet auf Grund seiner Eigenschaften Verwendung zum Beispiel für etliche Bohr- und Schneidegeräte, allgemein für Geräte zur Materialbearbeitung,  in der Rüstungsindustrie, im Elektronikbereich,  in der Medizin- und Röntgentechnik, des Weiteren bei Golfschlägern, Darts, als Kugel in Kugelschreibern und in vielem mehr. [3]

Wolfram sollte also nicht nur auf die Glühbirne reduziert werden. Es ist ein Metall mit außergewöhnlichen Eigenschaften, welches uns auf Grund dieser häufig in vielen Alltags- und Hightechprodukten begegnet.


6 Literatur

  1. Holleman/ Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, 71.-80. Auflage, de Gruyter,  Berlin 1971.

  2. Riedel, Anorganische Chemie, 6. Auflage, de Gruyter, Berlin 2004.

  3. Schalko, W. (Hrsg.): Themenheft: Wolfram - Experimente im Anfangsunterricht, Naturwissenschaften im Unterricht Chemie, Heft 93, 2006, 17.Jg.

  4. Schalko, W. et al.: Wolfram - Ein besonderes Metall für den Chemieunterricht (Teil 1), Chemie und Schule, Heft 2 , 2005, 20-28.

  5. http://de.wikipedia.org/wiki/Datei:Wolfram_1.jpg; Stand 13.08.2009 (Lizenz: gemeinfrei, Urheber: Tomihahndorf)


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